Elektrolytische Eigenschaften
Wenn Elektroden in einer Elektrolytlösung platziert werden und eine Spannung angelegt wird, leitet der Elektrolyt Elektrizität.
Lernziele
Bestimmen Sie anhand einer Tabelle mit Standard-Reduktionspotentialen, welche Spezies in der Lösung reduziert oder oxidiert werden.
Key Takeaways
Key Points
- Wenn ein elektrischer Strom durch eine Lösung (oft aus Elektrolyten ) fließt, wird ein Kation oder neutrales Molekül an der Kathode reduziert und ein Anion oder neutrales Molekül wird an der Anode oxidiert.
- Um zu bestimmen, welche Spezies in der Lösung oxidiert und welche reduziert wird, kann eine Tabelle mit Standard-Reduktionspotentialen die thermodynamisch sinnvollste Option identifizieren.
- In der Praxis kann durch Elektrolyse von reinem Wasser Wasserstoffgas erzeugt werden.
Schlüsselbegriffe
- Elektrode: der Anschluss, durch den elektrischer Strom zwischen metallischen und nichtmetallischen Teilen eines Stromkreises fließt; bei der Elektrolyse werden Kathode und Anode getrennt in die Lösung eingebracht.
- Elektron: das subatomare Teilchen, das eine negative Ladung hat und den Atomkern umkreist; der Fluss der Elektronen in einem Leiter stellt Elektrizität dar.
Elektrolytische Eigenschaften
Wenn Elektroden in eine Elektrolytlösung gelegt werden und eine Spannung angelegt wird, leitet der Elektrolyt Elektrizität. Einzelne Elektronen können normalerweise nicht durch den Elektrolyten hindurchgehen; stattdessen findet an der Kathode eine chemische Reaktion statt, die Elektronen von der Anode verbraucht. An der Anode findet eine weitere Reaktion statt, bei der Elektronen erzeugt werden, die schließlich auf die Kathode übertragen werden. Dadurch entsteht im Elektrolyt eine negative Ladungswolke um die Kathode und eine positive Ladung um die Anode. Die Ionen im Elektrolyt neutralisieren diese Ladungen, so dass die Elektronen weiter fließen können und die Reaktionen weiterlaufen.
Bei einer Lösung von gewöhnlichem Kochsalz (Natriumchlorid, NaCl) in Wasser ist die Kathodenreaktion zum Beispiel:
2\text{H}_{2}\text{O}+2e^{-}\rightarrow2\text{OH}^{-}+\text{H}_{2}
und Wasserstoffgas blubbert auf. Die Anodenreaktion ist:
2\text{NaCl}\rightarrow2\text{Na}^{+}+\text{Cl}_2 + 2e^{-}
und es wird Chlorgas freigesetzt. Die positiv geladenen Natrium-Ionen Na+ reagieren zur Kathode und neutralisieren dort die negative Ladung von OH-; die negativ geladenen Hydroxid-Ionen OH- reagieren zur Anode und neutralisieren dort die positive Ladung von Na+. Ohne die Ionen aus dem Elektrolyten verlangsamen die Ladungen um die Elektrode herum den weiteren Elektronenfluss; die Diffusion von H+ und OH- durch Wasser zur anderen Elektrode dauert länger als die Bewegung der viel häufiger vorkommenden Salzionen.
In anderen Systemen können an den Elektrodenreaktionen sowohl Elektrodenmetall- als auch Elektrolyt-Ionen beteiligt sein. In Batterien zum Beispiel werden zwei Materialien mit unterschiedlicher Elektronenaffinität als Elektroden verwendet: außerhalb der Batterie fließen die Elektronen von einer Elektrode zur anderen, im Inneren wird der Stromkreis durch die Ionen des Elektrolyten geschlossen. Hier wandeln die Elektrodenreaktionen chemische Energie in elektrische Energie um.
Oxidation und Reduktion an den Elektroden
An der Anode findet die Oxidation von Ionen oder neutralen Molekülen statt, an der Kathode die Reduktion von Ionen oder neutralen Molekülen. Zwei Merksätze, um sich zu merken, dass die Reduktion an der Kathode und die Oxidation an der Anode stattfindet, sind: „Red Cat“ (Reduktion – Kathode) und „An Ox“ (Anode – Oxidation). Die Eselsbrücke „LeO sagte GeR“ ist nützlich, um sich zu merken, dass man bei der Oxidation ein Elektron verliert und bei der Reduktion ein Elektron gewinnt.
Es ist möglich, an der Anode Eisenionen zu Eisen(III)-Ionen zu oxidieren. Zum Beispiel:
\text{Fe}^{2+}(aq)\rightarrow\text{Fe}^{3+}(aq)+e^{-}
Neutrale Moleküle können ebenfalls an beiden Elektroden reagieren. Zum Beispiel kann p-Benzochinon an der Kathode zu Hydrochinon reduziert werden:
+ 2 e^{-} + 2\text{H}^{+} \rightarrow
Hydrochinon: Hydrochinon ist ein Reduktionsmittel oder Elektronendonator und ein organisches Molekül.
Para-Benzochinon: P-Benzochinon ist ein Oxidationsmittel bzw. Elektronenakzeptor.
Im letzten Beispiel sind auch H+-Ionen (Wasserstoffionen) an der Reaktion beteiligt, die durch eine Säure in der Lösung oder durch das Lösungsmittel selbst (Wasser, Methanol, etc.) bereitgestellt werden. Elektrolysereaktionen, an denen H+-Ionen beteiligt sind, sind in sauren Lösungen recht häufig, während Reaktionen, an denen OH- (Hydroxid-Ionen) beteiligt sind, in alkalischen Wasserlösungen üblich sind.
Die oxidierten oder reduzierten Substanzen können auch das Lösungsmittel (meist Wasser) oder Elektroden sein. Es ist auch eine Elektrolyse mit Gasen möglich.
Um zu bestimmen, welche Spezies in der Lösung oxidiert und welche reduziert werden, kann das Standard-Elektrodenpotential jeder Spezies aus einer Tabelle mit Standard-Reduktionspotentialen entnommen werden, von denen hier eine kleine Auswahl gezeigt wird:
Standard-Elektrodenpotentialtabelle: Dies ist das Standard-Reduktionspotential für die dargestellte Reaktion, gemessen in Volt. Ein positives Potential ist in diesem Fall günstiger.
Historisch wurden Oxidationspotentiale tabelliert und in Berechnungen verwendet, aber der heutige Standard ist, nur das Reduktionspotential in Tabellen zu erfassen. Wenn ein Problem die Verwendung des Oxidationspotentials erfordert, kann es als das Negativ des aufgezeichneten Reduktionspotentials interpretiert werden. Zum Beispiel ist die Oxidation von elementarem Natrium (Na(s)) ein sehr günstiger Prozess mit einem Wert von E_{ox}^0 (V)= + 2,71 V; dies macht intuitiv Sinn, weil der Verlust eines Elektrons von einem Natriumatom ein Natriumkation erzeugt, das die gleiche Elektronenkonfiguration wie Neon, ein Edelgas, hat. Die Erzeugung dieser energiearmen und stabilen Elektronenkonfiguration ist eindeutig ein günstiger Prozess. Chlorgas hingegen wird unter normalen Bedingungen viel eher reduziert, wie aus dem Wert von E_{red}^0 (V)= +1,36 V in der Tabelle abgeleitet werden kann. Erinnern Sie sich daran, dass ein positiveres Potential immer bedeutet, dass diese Reaktion begünstigt wird; dies hat Konsequenzen für Redoxreaktionen.